Hemijska ravnoteža Mnoge reakcije ne teku do kraja

Παρουσίαση με θέμα: "Hemijska ravnoteža Mnoge reakcije ne teku do kraja"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 Hemijska ravnoteža Mnoge reakcije ne teku do kraja
Po završenoj reakciji u sistemu se nalaze komponente A, B, C i D Na datoj T: A + B  C + D C + D  A + B  Reversne reakcije: A + B  C + D

2 Stanje hemijske ravnoteže = krajnje stanje kod kojeg se
koncentracije pojedinih komponenata više ne menjaju sa vremenom Dinamička ravnoteža – uspostavlja se kada brzine direktne i povratne reakcije postanu jednake Na datoj T: v reakcije  ako  broj sudara broj sudara  ako  koncentracija  Od C reagujućih supstanci zavisi v reakcije

3 Jonske ravnoteže (neorganska, analitička, geohemija, HŽS, biohemija)
Raznovrsnost hemijskih reakcija Različiti tipovi ravnotežnih stanja u homogenim i heterogenim sistemima - protolitičke - ravnoteže u rastvorima kompleksa - redoks-ravnoteže - autoprotoliza rastvarača - raspodela između dve faze, ... Jonske ravnoteže (neorganska, analitička, geohemija, HŽS, biohemija)

4 ZAKON O DEJSTVU MASA Guldberg i Waage, 1867. :
Brzina hemijske reakcije je upravo proporcionalna proizvodu koncentracija supstanci koje reaguju Kc = koncentraciona konstanta ravnoteže

5 Za opštu reakciju: aA + bB+ ...  cC + dD Konstanta na datoj T Ne zavisi od početnih koncentracija

6

7 Značaj ravnotežnih konstanti:
1. Određivanje prirode, raspodele i koncentracije svih jonskih i molekulskih vrsta koje se nalaze u rastvoru pri određenim uslovima a koje, sa svoje strane određuju hemijsko, fizičko i biološko ponašanje datog sistema. 2. Povezivanje sa strukturom i termodinamičkim veličinama u cilju iznalaženja odgovarajućih zakonitosti i objašnjenja vrlo različitih pojava.

8 Određivanje Kc: kinetičke metode ravnotežne metode
Kinetičke – zasnovane na merenju brzine hem. reakcije Osnovni princip: praćenje promene C (tačnije neke fizičke veličine proporcionalne sa C: UV/vis apsorpcija, fluorescencija, provodljivost...) sa vremenom - Primenljivo kod sporih reakcija

9 Ravnotežne metode: hem. analiza svih supstanci u rastvoru (rel. sporo uspostavljanje ravnoteže; relativno brze reakcije  “zamrzavanje” ravnoteže) merenje nekog svojstva rastvora koje se kvantitativno menja sa promenom sastava rastvora: - merena veličina proporcionalna koncentraciji date supstance – optičke metode - merena veličina proporcionalna aktivitetu određene supstance – elektrohemijske metode

10 LeChatelier-ov princip:
Ako se promene spoljašnji uslovi sistema koji se nalazi u ravnoteži, ravnoteža se pomera u pravcu uspostavljanja prvobitnih uslova Promene: koncentracije pritiska temperature

11 Značajno dejstvo između jona  koncentracije
zameniti aktivitetima: a = y × c Dimenzije ?

12 Apsolutnu vrednost aktiviteta neke supstance nije moguće
odrediti! Moguće je izračunati njegovu relativnu vrednost, tj. odnos aktiviteta date supstance u različitim stanjima na istoj temperaturi. ar = relativni aktivitet supstance, a0 = aktivitet u standardnom stanju a = aktivitet u posmatranom stanju. a0 = 1  ar = a  Aktivitet nema dimenzije

13 ΔG0 = ΔH0 – TΔS0 ΔG0 = - RTlnKa ili: ΔG0 = - 2,3 RTlogKa

14 nema dimenzije (aktiviteti su relativne veličine)
funkcija je T i odabranog standardnog stanja Reakcija spontana  ΔG0 je negativna veličina lnK mora biti pozitivan broj, odnosno K je veće od 1.

15 Uticaj T na promenu ravnotežne K
van‘t Hoffova jednačina egzotermna reakcija (∆H0 < 0) sa porastom temperature Ka opada, endotermna reakcija (∆H0 > 0) sa porastom temperature i Ka raste

16

17

18 1923. Debye i Hückel: teorija jakih elektrolita
Jaki elektroliti su i u koncentrovanim vodenim rastvorima potpuno disosovani na jone Dokazi: rendgenografska ispitivanja kristala soli optička ispitivanja rastvora (Ramanov efekat)

19 Međusobno elektrostatičko dejstvo  obrazovanje
jonskih oblaka (jonskih atmosfera)

20 Idealan sistem: sve čestice se ponašaju nezavisno jedna od druge
(npr. beskonačno razblaženi tečni ili gasoviti rastvori),  slobodna energija svake čestice koja učestvuje u reakciji zavisi samo od njene koncentracije: G = G0 + RT lnc U realnim sistemima svaka čestica utiče jedna na drugu  Predlog (Lewis, 1908.g.): c zameniti sa a  G = G0 + RT lna  reakciona sposobnost neke supstance zavisi od njene hemijske prirode (G0) i aktiviteta (a)

21 Čiste čvrste (u najstabilnijem obliku) i tečne supstance
uzimaju se kao standardna stanja ( a = 1) Standardno stanje gasovitih supstanci je idealni gas pod pritiskom od Pa (p = 1, a = 1). Drugi p, ista T: aktivitet gasa srazmeran je njegovom parcijalnom pritisku. Za realne rastvore: a = y × c

22 Aktivitet i koeficijent aktiviteta
Mera elektrostatičkog dejstva svih jona u rastvoru I → 0, a = c, y = 1, referentno stanje Nemoguće je izolovati pojedine jone bez narušavanja elektroneutralnosti rastvora Određivanje srednjeg aktiviteta i srednjeg koeficijenta aktiviteta

23 KmAn  mKn+ + nAm- ili ili

24 ac = y · c am = γ · m aχ = f · χ

25 Izračunavanje koeficijenata aktiviteta
Debye-Hückel-ovo zakon graničnog razblaženja: (I < 0,01) z+ i z- su naelektrisanja jona, I je jonska sila rastvora, konstanta A = 1,825×106(εT)-3/2, ε je dielektrična konstanta rastvarača i T temperatura (K)

26 B = 50,3(εT)-1/2, a je korekcioni faktor
koji odgovara najmanjem rastojanju između jona i ~ prečniku solvatizovanog jona. Za vodene rastvore B = 3,3 na 25°C, a za različite jone: 0,25 – 1,1 nm, prosečno 0,3 nm  B×a ~ 1 (3,3 × 0,3 = 0,99).

27 U jako razblaženim rastvorima Debye-Hückel-ova teorija
može da se primeni i za izračunavanje koeficijenata aktiviteta individualnih jona.

28

29

30 I > 0,1  velika odstupanja
Guggenheim; k = soni koeficijent Davies